Растворы 1

1. Растворы. Растворимость.

Раствор – гомогенная смесь двух или
более компонентов, составляющих одну
фазу

2. Классификация растворов

• По агрегатному состоянию:
(твердые, жидкие, газообразные)
• По природе растворителя и растворенного
вещества:
(водные и неводные)
(электролитов и не электролитов)
• По насыщенности:
(ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные)

3.

4. Аномалия свойств воды

•Высокая температура кипения
•Самая высокая теплоемкость среди жидкостей
•Самое большое поверхностное натяжение после
ртути
•Расширение при замерзании
•Информационные свойства

5. Наиболее распространенные способы выражения концентрации и формулы для пересчета одних концентраций в другие.

Молярная концентрация С – число молей νВ растворенного вещества в одном
литре раствора: С = υ/V = m /M·V
Нормальная концентрация Cf – число молей эквивалентов растворенного
вещества (равное числу молей νf, умноженному на фактор эквивалентности f) в
одном литре раствора:
С f= νf,/V = m /M f ·V
Моляльная концентрация C – число молей растворенного вещества в одном
килограмме растворителя:
С = υ/ m(р-ля) = m /M· m(р-ля)
Процентная концентрация ω – число граммов растворенного вещества в 100
граммах раствора:
ω = m (в-ва)/m (р-ра) · 100%
Еще одним способом выражения концентрации является мольная доля χ –
отношение числа молей данного компонента к общему числу молей всех
компонентов в системе.
χ =νр-ля / νр-ля+ νв-ва

6. Химическая теория рассматривает процесс растворения как образование смеси неустойчивых химических соединений переменного

состава, сопровождающееся тепловым эффектом и
изменением объема системы (контракцией).

7.

Растворение бесцветного сульфата меди СuSО4 в воде приводит к образованию
окрашенного раствора, из которого выделяется не СuSО4, а голубой
кристаллогидрат СuSО4·5Н2О. Кристаллогидратами являются многие
природные минералы. Ряд веществ (в том числе и органические) получаются в
чистом виде только в форме кристаллогидратов.
Д.И. Менделеев доказал существование гидратов серной кислоты, а также
ряда других веществ.
Сольваты (гидраты) образуются за счет донорно-акцепторного, иондипольного взаимодействий, за счет водородных связей, а также
дисперсионного взаимодействия (в случае растворов родственных веществ,
например бензола и толуола). Гидратная теория Д. И. Менделеева не
применима к очень разбавленным растворам, для которых более приемлема
физическая теория.

8. Физическая теория (основоположники Я. Вант-Гофф, С. Аррениус середина XIX века) предполагает, что при растворении происходят

чисто
физические процессы: фазовый переход, диффузия, осмос, причем
растворитель выступает как инертная среда, никаких химических
процессов не происходит.
Физическая теория довольно верно объясняет физические явления при
растворении. Единственной движущей силой такого процесса является
увеличение энтропии системы ΔS; какие-либо тепловые или объемные
эффекты при растворении отсутствуют (ΔН = 0, ΔV = 0; такие растворы
принято называть идеальными). Однако, такие явления как тепловые
процессы, уменьшение объема (контракция) и изменение окраски при
растворении она объяснить не в состоянии.
Рассмотренные выше теории (физическую и химическую) нельзя
противопоставлять, они не исключают друг друга, а взаимно
дополняют и являются основой современной теории, которая
опирается на теорию строения жидкостей и теорию
межмолекулярного взаимодействия (основоположники русские
ученые А.И. Каблуков, Н.П. Коновалов, Н.С. Курнаков).

9. Факторы определяющие растворимость:

• Природа растворителя и растворенного
вещества:
«Подобное растворяется в подобном»
• Давление
• Температура

10.  

11. Растворение твердых веществ

Для большинства твёрдых веществ растворимость
сопровождается поглощением теплоты(эндотермический
процесс), так как расход тепла на разрушение кристаллической
решётки больше чем его выделение в результате сольватации образования молекул или ионов. В соответствии с принципом
Ле-Шателье, если растворение сопровождается поглощением
теплоты, то растворимость увеличивается с повышением
температуры. Для некоторых твёрдых веществ растворимость
уменьшается с повышением Т (Ca(OH)2, Н2SO4) или не зависит
от неё (NaCl).
Растворение вещества продолжается до тех пор, пока G° не
станет равным 0. В этом случае, наступает равновесие между
растворившимся и не растворившимся веществом, т. е.
происходит образование насыщенного раствора.

12. Взаимная растворимость жидкостей

В зависимости от природы жидкости могут смешиваться в
любых соотношениях (в этом случае говорят о неограниченной
взаимной растворимости), быть практически нерастворимыми
друг в друге (раствор воды в анилине), либо обладать
ограниченной растворимостью.
В зависимости от природы жидкости могут смешиваться в
любых соотношениях (в этом случае говорят о неограниченной
взаимной растворимости), быть практически нерастворимыми
друг в друге (раствор воды в анилине), либо обладать
ограниченной растворимостью. В процессе растворения
частицы (ионы или молекулы) растворяемого вещества под
действием хаотически движущихся частиц растворителя
переходят в раствор, образуя в результате диффузии качественно
новую однородную систему.

13. Растворимость газообразных веществ веществ

Газообразное состояние вещества характеризуется слабым взаимодействием между
частицами и большими расстояниями между ними. Поэтому газы смешиваются в
любых соотношениях (при очень высоких давлениях, когда плотность газов
приближается к плотности жидкостей, может наблюдаться ограниченная
растворимость).
Газовые смеси описываются :законом Дальтона:
общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений всех входящих в
неё газов.
P= p(i)
Р - давление газовой смеси;
р(i) - парциальное давление газа

14.

15.

(растворимость газов резко возрастает при наличии химического взаимодействия
между растворяемым газом и растворителем, например, растворимость аммиака
в воде при н.у - 700 объемов NH3 в 1 объеме воды).

16.

17. Коллигативные свойства растворов

18.

Тема 6. Общие свойства растворов
Коллигативные свойства
Давление пара над раствором
1 закон Рауля:
0
Р1 − Р1
Р
или
= Х 2.
0
Р0
Р1
Температуры кипения и
кристаллизации растворов
tкип = Е Сm
t крис = K C m
– 2 закон Рауля.
Е – эбулиоскопическая;
К – криоскопическая постоянная
растворителя;
Cm – моляльная концентрация
раствора.
Модуль 1. Раздел 4. Растворы и дисперсные системы
18

19. Закон Рауля (1):

20. Относительное понижение давления пара над раствором

21. Повышение температуры кипения. Понижение температуры кристаллизации (2-й з-н Рауля).

22. Значение

1.
2.
3.
4.
Свойство растворов понижать температуру замерзания позволяет
использовать их в роли хладоносителей. Так, растворы некоторых
органических и неорганических веществ используют в качестве антифризов
для охлаждения двигателей внутреннего сгорания при работе их в самых
разных климатических условиях.
Понижение температуры замерзания растворов имеет большое значение для
живых организмов. Так, жидкость в их клетках представляет собой раствор
различных неорганических и органических веществ. Его температура
замерзания лежит ниже 0оС (273,16 K), поэтому клетки не погибают в
условиях переохлаждения.
Благодаря данному явлению растения сохраняются в зимний период.
Причем, чем выше концентрация веществ в клеточной жидкости, тем более
низкие внешние температуры может переносить растение. При этом для
понижения температуры замерзания раствора в охлаждаемых клетках
усиливается процесс гидролиза более высокомолекулярных соединений до
низкомолекулярных (например, углеводов - до глюкозы).
Определение понижения температуры замерзания или кипения раствора
позволяет решать целый ряд вопросов, касающихся свойств данного
раствора и растворенного вещества. Метод исследования, основанный на
измерении температуры замерзания растворов, называется криоскопическим
методом или криоскопией, а метод, основанный на измерении температуры
кипения растворов получил название эбуллископического метода или
эбуллиоскопии.

23. Вант-Гофф Осмотическое давление

Схема возникновения осмоса:
1 – полупроницаемая перегородка;
2 – начальный уровень растворов
I и II (СII > CI); 3 – равновесный
уровень растворов.

24. Пример решения задач на 2-й закон Рауля. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина С10Н8 в бензоле. Температура

кипения бензола 80,20 С.
Эбулиоскопическая константа его равна 2,57
Из второго закона Рауля
Δtкип = Ккип·Сm= Kкип · m /M· m (р-ля, кг)
пусть масса раствора равна 100 грамм, следовательно, масса
растворённого вещества равна 5 грамм, а масса растворителя 100
– 5 = 95 грамм.
М (нафталина С10Н8) = 12·10 + 1·8 = 128 г/моль.
Подставляем все данные в формулу и находим повышение
температуры кипения раствора по сравнению с чистым
растворителем:
Δtкип = (2,57·5)/(128·0,095) = 1,056
Температуру кипения раствора нафталина можно найти по
формуле:
tкип = Δtкип р-ля + Δtкип = 80,2 + 1,056 = 81,256

25. Осмос - самопроизвольное проникновение молекул растворителя в раствор, отделенный от него полупроницаемой перегородкой

(односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану).
c
молярность раствора

26. Закон Вант-Гоффа соблюдается для растворов неэлектролитов, молярная концентрация которых не превышает 1 · 10-2 моль/дм3. При

Закон Вант-Гоффа соблюдается для растворов неэлектролитов, молярная
концентрация которых не превышает 1 · 10-2 моль/дм3. При более высоких
концентрациях наблюдаются отклонения от закона Вант-Гоффа.
Закон Вант-Гоффа и закон Рауля могут быть использованы для определения
молярной массы растворенного вещества:

27. Изотонический коэффициент

28. Изотонический коэффициент

Для разбавленных растворов электролитов:
NaCl ⇌ Na+ + Cl−;
K2SO4 ⇌ 2K+ + SO42−;
AlCl3 ⇌ Al3+ +3Cl−
Al2(SO4)3 ⇌ 2Al3+ +3SO42−
i=2
i=3
i=4
i=5

29. 1. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины, содержащего 5 г мочевины CH4N2O в 200 г воды. Криоскопическая

константа воды равна 1,86
(кг×°С)/моль.
Решение:
Δtзам. = Kк·Сm
tзам(р-ра) = tзам(р-ля) – Dtзам = 0°С – 0,42°С = –0,42°С.
2. Осмотическое давление крови находится в пределах 740-780 кПа. Рассчитать
молярную концентрацию раствора хлорида натрия с массовой долей 0,9%,
плотностью 1,01г/см3, предназначенного для введения в организм человека.
NaCl → Na + + Cl −
По закону Вант-Гоффа для электролитов:
i~2
C=
P = i C R T
P
760
=
= 0.15 моль / л
i R T 2 8.31 310

30. Значение осмоса

Устойчивая величина осмотического давления в организме человека,
животных, растений лежит в основе важнейших физиологических
функций: процесса всасывания, выделения влаги, утоления жажды и
др.
На протяжении всей жизни организма биологические жидкости
сохраняют свое давление на постоянном уровне независимо от
состояния внешней среды. Это явление называется иначе изоосмией
человеческого организма и является составной частью более общего
процесса - гомеостаза или постоянства ряда физико-химических
показателей внутренней среды человека в изменяющихся внешних
условиях. Когда в организм человека внутривенно вводят в
терапевтических целях растворы лекарственных препаратов, эти
растворы должны иметь осмотическое давление, равное
осмотическому давлению плазмы крови, которое равно 7,5 атм (5700
мм рт. Ст., или 762 кПа). Такие растворы называются изотоническими
(например 0,9% раствор натрия хлорида, 4,5-5% раствор глюкозы). В
общем случае изотоническими (изоосмотическими) называются
растворы с одинаковым осмотическим давлением. Растворы с
большим осмотическим давлением называются гипертоническими, с
меньшими — гипотоническими.

31. При контакте с гипотоническим раствором вода из внешней среды переходит внутрь клетки. В результате этого увеличивается, и

может произойти разрыв ее оболочки.
Данное явление называется лизисом или эндосмосом. Если в качестве клеточной
культуры использовать эритроциты, то вследствие разрыва их оболочек внешняя среда
окрасится гемоглобином в красный цвет. В этом случае данное явление называют
иначе гемолизом (или эритроцитолизом). В крови разрушение оболочки у всех
эритроцитов наступает если ее осмотическое давление снижается до 260-300 кПа.
Цвет крови при этом частично изменяется и принимает характерный, «лаковый»
оттенок.
В случае гипертонического раствора происходит плазмолиз - сокращение
цитоплазмы клетки и отслаивание ее от оболочки, которая менее упруга (среда
гипертоническая).
При различных лечебных процедурах в кровь человека в больших
количествах следует вводить только изотонические растворы, чтобы не
вызвать осмотический конфликт из-за резкого несоответствия между
осмотическим давлением биологической жидкости и вводимого раствора.

32. Осмос и его биологическая роль

33. В клинической практике в некоторых случаях могут применяться не только изотонические, но и гипертонические растворы. Например,

в хирургии используют
марлевые полоски, смоченные в гипертоническом растворе NaCl для наложения на
гнойные раны. При этом вследствие осмоса ток жидкости направляется по марле
наружу из раны, что способствует постоянному очищению раны от гноя,
микроорганизмов, продуктов распада и т.д. Гипертонические растворы вводят
внутривенно при глаукоме, чтобы снизить внутриглазное давление из-за повышенного
содержания жидкости в передней камере глаза.
Явлением осмоса объясняют слабительное действие глауберовой (Na2SO4 · 10H2O) и
горькой (MgSO4 · 7H2O) солей. Эти соли плохо всасываются в кровь и поэтому их
высокая концентрация в кишечнике вызывает интенсивный переход воды внутрь него
из окружающих тканей, способствуя послабляющему действию.
Многие бактериальные клетки имеют высокое осмотическое давление. При действии
антибиотиков (например, пенициллина) ингибируется процесс биосинтеза стенок
растущих стрептококков. Они становятся непрочными и под действием внутреннего
осмотического давления легко разрушаются.
Таким образом, понимание и контроль осмотических процессов, а также умение
оказывать на их протекание то или иное воздействие имеет крайне важное значение в
биологии и медицине.

34. Растворы электролитов

Теория диссоциации Аррениуса

35.

Электролиты
А
+
+
+
+
Катион
Анион
+
-
- +
+
_
_
_
_
Электролиты - это растворы:
К
Электролиты –
вещества
диссоциирующие в
растворе с
образованием
заряженных частиц ионов.
(соли, кислоты и
основания)
щелочей;
солей;
неорганических кислот в воде;
растворы ряда солей
в органических растворителях.

36.

37.

Теория электролитической диссоциации
Диссоциация солей с ионной связью:
средней KCl → K+ + Cl−;
кислой
KHSO3 → K+ + HSO3−;
основной CuOHNO3 → CuOH+ +
NO3−.
Диссоциация полярных молекул:
HCl → H+ + Cl−.
Слабый электролит:
СH3CОOН H+ + СH3CОО−.
Этапы электролитической диссоциации полярных молекул (а)
и ионных кристаллов (б)

38. Сильные электролиты

Классификация электролитов в воде
Сильные электролиты
Cильные
Соли
Практическ
и все
Основания
Гидроксиды щелочных и
щелочноземельных
металлов:
от LiОН к CsОН, Ba(ОН)2
Кислоты
HCl, HBr, HJ
H2SO4,HNO3,HClО3,
НClO4
Слабые электролиты
Соли
Некоторых
металлов:
HgCl2,
CdJ2,
Fe(CNS)3
Основания
Водный раствор
аммиака,
нерастворимые,
амфотерные: Mg(OH)2,
Be(OH)2.
Кислоты
HF, H2S, HCN,
H2SO3, HNO2, H2CO3,
H3PO4,
H3PO3,
H2SiO3, CH3COOH

39. Степень диссоциации:

40. Константа диссоциации

41.

42. Закон разбавления Оствальда

43.

Теория Дебая-Хюккеля

44.

Теория Дебая-Хюккеля
Межионное взаимодействие приводит к снижению подвижности
ионов и уменьшает степень их участия в процессах, происходящих в
растворах
Как следствие, возникает эффект уменьшения числа ионов,
участвующих в химических процессах. Ионы ориентируются друг
относительно друга и поэтому их эффективная концентрация
(активность) отличается от истинной.

45. Теория Дебая-Хюккеля

Коэффициент активности выражает отклонение раствора с концентрацией C(x)
от поведения раствора при бесконечном разведении, т.е. в отсутствии межионных
взаимодействий.

46. Уравнение Дебая-Хюккеля

47. Рассчитать ионную силу 0,01 М раствора K2SO4

K2SO4 ⇌ 2K+ + SO42−